Дано: Решение

_р-ра (HNO₃) = 1,246 г/мл Пусть объем раствора равен 1000 мл, тогда

C(HNO₃) = 8 моль/л m_р-ра(HNO₃) = 1000мл 1,246 г/мл = 1246 г

 (HNO₃) = ? Т.к. количество вещества азотной кислоты 8 моль, то

C_m(HNO₃) = ? её масса m(HNO₃) = 8 моль 63 /моль = 504 г

С_H(HNO₃) = ?  (HNO₃) = 504 г : 1246 г = 0,4 или 40 %

T(HNO₃) = ? Так как азотная кислота одноосновная, то C_m(HNO₃) = С_H(HNO₃) = 8моль/л

Масса воды в растворе = 1246 г – 504 г = 742 г = 0, 742 кг

C_m(HNO₃) = 8 моль : 0,742 кг = 10,78 моль/кг

T(HNO₃) = 504 г : 1000 мл = 0,504 г/мл

47. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Чему равно осмотическое давление 0,5 М раствора глюкозы (С₆Н₁₂0₆) при 25^о С?

Осмос - явление массопереноса растворителя через полупроницаемую мембрану из разбавленного раствора в раствор с более высокой концентрацией вещества.

Таким образом, в результате осмоса - односторонней диффузии молекул воды в раствор, концентрация сахарозы в нëм уменьшается, а объëм раствора постепенно увеличивается и уровень жидкости в вертикальной трубке повышается. Создаëтся избыточное давление водяного столба (гидростатическое давление), измеряемое разностью уровней жидкости и противодействующее проникновению молекул воды в раствор. Осмос прекратится, когда наступит равновесие между растворителем и раствором, при этом гидростатическое давление станет равным осмотическому давлению, которое служит количественной характеристикой осмоса. Осмотическим называется давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратить осмос, то есть задержать молекулы растворителя от их проникновения в раствор через полупроницаемую мембрану. Осмотического давления в растворе не существует, оно появляется только тогда, когда раствор отделëн от растворителя полупроницаемой перегородкой.

Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и от его температуры, но не зависит ни от природы растворëнного вещества, ни от природы растворителя. Растворы с одинаковым значением осмотического давления называются изотоническими. Для разбавленных растворов неэлектролитов зависимость осмотического давления от концентрации и температуры раствора выражается уравнением Вант-Гоффа:

π = С_ВRT,

где π - осмотическое давление раствора, кПа; С_В - его молярная концентрация, моль/л; R - универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль·К); Т - абсолютная температура раствора.

Осмотическое давление 0,5 М раствора глюкозы при 25⁰С (298⁰ К) рассчитаем по формуле

nRT/V, где n количество вещества глюкозы; R – газовая постоянная; T –температура;

V - объем раствора.

Р осм = 0,5· 8,314 ·298/1000 = 1,238 Па

47. Давление, насыщенного пара растворов. Закон Рауля. Кипение и замерзание растворов. Эбуллиоскопическая и криоскопическая константы растворителей. Рассчитать при какой температуре кипит и кристаллизируется раствор содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы ?

Между жидкостью и ее насыщенным паром существует динамическое равновесие жидкость↔ насыщенный пар, т.е. число молекул жидкости, испаряющихся с поверхности, равно числу конденсирующихся молекул. Этому равновесию соответствует давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем    Нижний индекс (1) обозначает то, что свойство относится к растворителю; (2) – к растворенному веществу, а верхний индекс (^о) указывает на то, что это свойство вещества в чистом состоянии;  в данном случае  это свойство чистого растворителя.  В 1882 г. французский ученый Рауль сформулировал закон, названный его именем: давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально молярной доле растворителя 

       Выражение для молярной массы растворенного вещества

                                                                 (7.5)

Следовательно, измеряя экспериментально давление насыщенного пара растворителя над раствором можно определить молярную массу растворенного вещества.

Температура замерзания и кипения растворов. Эбулиоскопия. Криоскопия. Понижение  давления насыщенного пара растворителя над раствором приводит к повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.

Согласно первому следствию из закона Рауля повышение температуры   кипения   и   понижение   температуры   замерзания растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:

                                               ΔТ_кип.=ЕС_m(2)                                            (7.6)

                                               ΔТ_зам..=KС_m(2)                                          (7.7),

где С_m(2) – моляльная концентрация раствора; Е - эбулиоскопическая и  К – криоскопическая постоянные, соответствующие повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора с С_m(2)=1 моль/1000 г растворителя. Значения Е и К зависят только от природы растворителя.

Рассчитайте, при какой температуре должен кристаллизоваться раствор, содержащий в 250 г воды 54 г глюкозы С₆Н₁₂0₆.

Решение: М(С₆Н₁₂О₆) = 180 г/моль. По формуле определим моляльность раствора:

С = 54-1000/180-250 = 1,2 моль /1000 г воды. По формуле:

Д_крист = 1,86-1,20 = 2,23°. Следовательно, раствор будет кристаллизоваться при - 2,23 °С.

47. Отклонение поведения растворов солей, оснований, кислот от законов Вант-Гоффа и Рауля. Теория электролитической диссоциации. Зависимость степени диссоциации от типа связи в молекуле электролита.

Электролитическая диссоциация - полный или частичный распад молекул растворенного вещества на катионы и анионы. Электролитической диссоциацией называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Электролитическая диссоциация, как правило, происходит в полярных растворителях.

При электролитической диссоциации разрываются обычно лишь наиболее полярные связи молекул, например карбоновые кислоты RCOOH диссоциируют на RCOO^- и Н⁺, электролитической диссоциации могут подвергаться молекулы некоторых растворителей, например воды.

Основными причинами электролитической диссоциации являются, с одной стороны, взаимодействие растворенного вещества с растворителем, которое приводит к сольватации ионов, а с другой стороны - значительное ослабление электростатических взаимодействий между сольватированными ионами в среде, обусловленное ее электростатическим полем (диэлектрической проницаемостью растворителя). При этом работа, необходимая для разрушения молекул (кристаллической решетки), обеспечивается за счет энергии сольватации.

Электролитическая диссоциация лежит в основе деления растворов на два класса - растворы неэлектролитов и растворы электролитов. Наблюдаемое различие в коллигативных свойствах разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов объясняется тем, что из-за электролитической диссоциации увеличивается общее число частиц в растворе. Это, в частности, приводит к увеличению осмотического давления раствора сравнительно с растворами неэлектролитов, понижению давления пара растворителя над раствором, увеличению изменения температуры кипения и замерзания раствора относительно чистого растворителя. Электролитической диссоциацией объясняется также ионная электропроводность электролитов.

Мерой электролитической диссоциации является степень диссоциации - отношение кол-ва диссоциированных на ионы молекул электролита к их исходному количеству в растворе. Согласно этому определению, изменяется от 0 (отсутствие диссоциации) до 1 (полная диссоциация) и зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от концентрации раствора и температуры. К электролитам относятся соли, кислоты и щелочи – вещества с ионными и сильно полярными ковалентными связями. Вещества с неполярными и мало полярными ковалентными связями не диссоциируют на ионы. Как правило, с увеличением диэлектрической проницаемости растворителя его увеличивается, хотя заметная диссоциация наблюдается в некоторых растворителях с низкой

47. Вычислить молярную и эквивалентную концентрации 16% раствора АlСl₃ (р= 1,149 г/см³).'